SOIT

Tous CCS faits sont rapportés à sa polyaloniicilé qui permet à scs atomes de s’unir d’une façon dilférente.

Quant on dissout le soufre dans le sulfure de carbone ou la benzine et qu’on fait évaporer ou refroidir la solution, on obtient des cristaux octaédri(jues à base rhombe, dérivant du système prismatique rectangulaire droit. Us ont la même forme que les cristaux naturels. C’est donc la forme la plus stable à laquelle du reste les autres peuvent être ramenées.

En fondant le soufre, le laissant se solidifier lentement, puis brisant la croûte de façon à séparer le soufre encore liquide, on trouve un magnifique lacis et des aiguilles jaunes légèrement brunâtres en prismes obliques à base rhombe, du cinquième système cristallin. Ces cristaux reprennent du reste au bout de quelques jours la forme octaédrique.

On peut du reste obtenir des prismes et des octaèdres en saturant à chaud la benzine et laissant refroidir. Les derniers restent transparents, les premiers deviennent opaques.

Le soufre fond à 113" et est liquide à 120”. 11 se solidifie à cette température si on ne l’a pas beaucoup dé¬

passée. .\u-dessus de 150" il s’épaissit et devient jaune orange et visqueux. A 200 et 220° il est rougàtreet assez visqueux pour qu’on puisse renverser le vase sans qu’il en sorte. Au delà de 250°, la couleur se fonce encore et il se liquélie.

Sa vapeur présente aussi une singularité remarquable. D’après Dumas, sa densité est de 6.654 à 500". D’après Bineaii, elle est de 2.22 à 1.000°.

En général, la trempe donne de la densité, c’est le cas pour l’acier. Au contraire, quand on verse dans l’eau froide du soufre fondu à 230° il se prend en une masse brune assez molle pour qu’on puisse l’étirer en fils. C’est \q soufre wiott. Le soufre chaulTé entre 110° et 1 40°, dans les mêmes circonstances, devient jaune, dur et cassant. Le premier n’est pas dans un état permanent, car au bout de peu de temps il devient de couleur plus claire et durcit. En tout cas on peut le durcir immédiatement en le chauffant à 00".

Ces états différents affectent la solubilité. Aussi en comparant celle du soufre octaédrique dans le sulfure de carbone avec celle de toutes les variétés qui ont subi l’action de la chaleur, on trouve que dans ces der¬

nières elle n’est jamais complète. La partie insoluble «St d’un jaune plus ou moins foncé, d’après la variété de soufre. D’après lîerthelot, c’est à 170° que le soufre passe à l’état insoluble.

Tous ces soufres amorphes peuvent revenir à l’état de soufre cristallisable et soluble, quand on les laisse refroidir lentement après les avoir chauffés jusqu’à 300°, ou quand on les soumet à 100° pendant un certain temps, «U bien encore quand on les précipite de leur solution dans un alcali ou un sulfure alcalin, ou quand on les laisse en contact pendant longtemps avec une solution de potasse ou do sulfure alcalin.

■Magnin a obtenu trois variétés de soufre, deux rouges et une noire, par des trempes successives suivies d’un traitement par le sulfure do carbone. Ces variétés paraissent êtres dues à des impuretés telles que les matières grasses.

Quand on décompose par la pile la solution aiiueuse d hydrogène sulfuré le soufre se porte au pôle positif. I‘ar l’électrolyse d’une solution d’acide sulfureux, il va pôle négatif. Le premier qui est électro-négatif est «ristallisable et soluble, le second, électro-positif, est “inorphe et insoluble. « Les états du soufre libre sont

liés au rôle qu’il joue dans les combinaisons. Ils peuvent être ramenés à deux variétés fondamentales correspondant au double rôle du soufre ; s’il remplit le rôle d’élément électro-négatif ou comburant analogue au chlore, à l’oxygène, il se manifeste sous forme de soufre cristallisé, octaédrique, soluble dans le sulfure de carbone. Au contraire, s’il joue le rôle d’élément électropositif ou combustible analogue à l’hydrogène ou aux métaux, il se manifeste sous forme de soufre amorphe ou insoluble (lîerthelot). » Nous n’insisteron* pas sur ces modilications dont l’étude nous entraînerait trop loin.

Le soufre ordinaire est fragile et conduit fort mal la chaleur, car il suffit de le tenir dans la main pour qu’il se brise. Il est ég.alement très mauvais conducteur de l’électricité. Quand on le frotte avec une peau de chat il s’électrise négativement. La densité du soufre naturel est de 2.05.

A 250° il s’enflamme dans l’air, brûle avec une llamrae d’un bleu pâle en donnant de l’acide sulfureux. A 200” il devient phosphorescent dans l’air; il se dissout dans le sulfure de carbone dont 100 parties en prennent à 150, 37,15; à 55° la solution est saturée et en renferme

ti02 SUUl'

181.31 pour 100. J1 est également soluble dans la benzine, le pétrole, l’essence de térébenthine, les huiles lourdes de houille, l’hydrogène sulfuré liquide, ete. Il se combine avec tous lès métalloïdes, soit directement, soit indirectement.

Dans ses rapports avec les autres corps le soufre joue le mémo rôle que l’oxygène et peut le remplacer. Il est donc diatomique, mais il peut être aussi télratomique.

On peut reconnaître des traces de soufre, même dans un cheveu, à l’aide d’une dissolution de molybdate d’ammoniaque dans l’acide chlorhydri<[ue étendu d’eau. Cette dissolution bleuit (Sehlomberger).

Usages. — En dehors de ses applications thérapeutiques le soufre sert à préparer l’acide sulfurique, les sulfures, les polysulfures, etc. C’est un parasiticide que l’on emploie pour le soufrage des vignes. Il sert à la fahricalion des allumettes.

Hydrogène sulfuré 11^8 (acide sulfhydrique). — Ce gaz se prépare dans les laboratoires au moyeu île l’acide

SOIF

sulfurique ou chlorhydrique et du sulfure de fer arliliciel.

t’eS + iHCl = FeCl= + IPS

Il est rarement pur et renferme toujours de l’hydrogêne. Pour l’avoir pur, on décompose le sulfure d’antimoine par l’acide chlorhydrique.

S1)’S“ + GIICI .= 311-S + 2SbCl»

l.c gaz est lavé et recueilli sur du chlorure de calcium qui le sèche.

L’hydrogène sulfuré prend également naissance dans un grand nombre d’autres circonstances.

Ce composé est gazeux à la température ordinairi', mais il peut prendre l’état liquide sous l’effort de sa propre pression quand on le produit dans un tube en forme de croissant et fermé à la lampe, f'.e li(iuide, maintenu dans un mélange réfrigérant d’acide car-

Fi;ï. 7-1.

Productioii de t’acide 8ultliydrii]ui‘.

bonique et d’éther placé sous la cloche imeuinatique, se solidifie en une masse transparente.

()uel que soit son état il est incolore. Sou odeur, des plus désagréables, est celle des œufs pourris, sa saveur est douceâtre.

11 est extrêmement délétère et provoque l’asphyxie à la suite des altérations profondes que subit le globule sanguin.

En effet, le sang agité avec ll^S devient brun noirâtre et le fer qu’il renferme passe à l’état de sulfure de fer.

Quand il est en petites quantités il détermine des vertiges, des nausées.

Sa densité = 1.191:2. I litre pèse ln'',5i8.

11 est faiblement acide.

L’eau en dissout environ 3 fois son volume. Pour conserver la solution limpide, il faut employer de l’eau bouillie et refroidie on dehors du contact de l’air, car sans cette précaution, l’oxygène qu’elle renferme s’empare de riiydrogènc de H^S pour faire de l’eau et laisse précipiter du soufre blanc et amorphe. L’alcool le dissout également bien.

Ce^ gaz brftle avec une llamme bleu pâle en formant de l’eau et de l’acide sulfureux. Mais si l’oxygène n arrive pas en quantités suffisantes, il se dépose en

même temps du soufre. L'hydrogène sulfuré s’oxyde à l’air on présence de l’humidité en formant de l’acide sulfurique.

Ce phénomène se voit parfaitement sur les toiles qui servent à isoler les malades dans les piscines des établissements d’eaux sulfureuses.

.\insi rhydrogène sulfuré en présence des tissu-s organiques et d’une température de 45” â 50” produit I de l’acide sulfurique. Eu présence des corps incandes- 1 cents, ou â une température très élevée, il forme ilc I l’acide sulfureux. .\ froid et en dissolution, il ne donne ! que du soufre.

, C’est un corps réducteur très puissant. On le recon- I naît facilement à son odeur et à la propriété de noircir un |)apier imprégné d’acétate de plomb, ou une lame d’argent humide.

lodure de soufre. — Le seul iodurc employé en médecine est le protoiodure Ou le prépare d’apres le procédé indiipié par Soubeirau et adopté par les pharmacopées anglaise et américaine, en broyant ensemble 4 parties il’iode et I partie de soufre dans un mortier do marbre. La poudre est introduite dans une cornue de verre qu’on dispose sur uii triangle dans un fourneau à réverbère.

SOÜF

SOUF

Oii place sous la cornue quel((ues charl)üns ardents Je manière à élever peu à peu la température. La couleur du mélange s’assombrit peu à peu; ce changement se manifeste d’abord dans les parties profondes et envaliit successivement les couches superficielles. On augmente alors le feu pour fondre la masse. Il faut avoir soin de ne pas chauffer brusquement pour éviter les explosions, et surtout de ne pas employer une trop grande quantité de matière. Une partie de l’iode se volatilise iiendant la fusion, mais quand la masse est tondue il suffit d'incliner la cornue pour reprendre l’iode eondensé sur les parois supérieures. On casse la cornue l'our enlever Fiodure.

Ce composé se présente sous forme de fragments d’un noir grisâtre, ayant une apparence radiée, cristalline; sioii odeur est celle de l’iode, sa saveur est Acre’ sa réaction un peu acide. 11 est insoluble dans l’eau froide, •rès soluble dans le chloroforme et dans 60 parties de glycérine. L’alcool et l’éther le décomposent en dissolvant l’iode et abandonnant le soufre. Au contact de l’air Il perd de l’iode. Quand on le chauffe il se sublime, ®ais non sans se décomposer, car la première partie n est que de l’iode, les autres sont un mélange d’iode •it de soufre. 11 se volatilise entièrement sans laisser Je résidu. Quand on fait bouillir 100 parties d’iodure de soufre dans l’eau, l’iode se volatilise et il reste -0 parties de soufre.

Acide sulfureux Sü® (anhydride sulfureux). — Ce eomposé se produit dans la combustion du soufre à l’air ®u des pyrites. On le prépare en chaulfant de l’acide sulfurique en présence du mercure, ou du cuivre, ou du •charbon.

Dans ce cas il est mélangé d’acide carbonique.

Ce gaz peut se liquéfier à — 10° ou sous une pression de trois atmosphères. Il bout alors à —10°, 8 et est incolere, très mobile et d’une densité de 1.45. On peut le conserver en bouteilles. 11 s’évapore rapidement et en je faisant traverser par un courant d’air on atteint facileinent — 40". Quand on l’évapore dans le vide il se solidifie en llocons blancs cristallins qui fondent à — 70°.

La densité du gaz est de 2.234. Il est incolore, d’une edeur particulière, incombustible, suffocant et irrespiceble. Il provoque la toux. 11 est soluble dans l'eau et I alcool. Passant humide à travers un tube chauffé au l’ouge il se décompose en soufre et acide sulfurique concentré.

Dn l’emploie pour éteindre les feux de cheminée, car ‘I empêche la combustion des matières organiques. 11 aert à blanchir la laine, la soie, les peaux. Mais il ne ’aiit pas oublier que si les tissus sont humides, l’acide sulfureux qui les imprègne passe à l’état d’acide sulfu- ''"lue qui les détruit.

Ces solutions alcalines l’absorbent en donnant des >*ulfites.

On l’emploie aussi pour conserver certains composés ®ganiques ou pour détruire les germes en suspension Aans l’air.

-^ous avons vu que ce gaz est soluble dans l’eau, dont volume dissout 80 volumes à 0° et 40 à 20°. Dans cet I ^'■,11 passe rapidement, au contact de l’air et à la ! ™'cre, à l’état d’acide sulfurique, yu peut en déceler des traces à l’aide de la réaction I ''•vauio : on plonge dans la solution, un morceau de PfPier collé à l’amidon et trempé dans une solution . 'odure de potas.se. Celui-ci est décomposé. L’iode mis “a, colore fortement le papier en bleu.

Sa solution décolore un grand nombre de substances végétales; les pétales de violettes, le vin, les sucs colorés de fruits. Mais ici la matière colorante n’est pas détruite, car elle réparait si on expulse l’acide sulfureux par un acide plus puissant. On l’emploie comme désinfectant, en vertu de la propriété que possède l’acide sulfureux, de se combiner à l’ammoniaque et de détruire l’hydrogène sulfuré.

L’acide sulfureux se combine avec les bases pour former les sulfites.

Les sulfites alcalins et alcalins terreux sont solubles j dans l’eau, les premiers sont alcalins au tournesol. Chauffés au rouge, ils se décomposent en sulfates et sulfures ou en oxydes et anhydride sulfureux. En présence du charbon ils donnent des sulfures et parfois des oxydes. Le chlore, l’air, les oxydants, les convertissent en sulfates.

Traités par les acides étendus, ils laissent dégagei SO- reconnaissable à son odeur et à son action sur le papier iodaté. 11 ne se forme pas de précipité de soufre. Avec le nitrate d’argent, précipité blanc de sulfite d’argent, soluble dans l’ammoniaque, insoluble dans l’acide sulfureux, soluble dans un excès de sulfite alcalin. Ces réactions les distinguent des hyposulfites en même temps que la suivante : en ajoutant à un sulfite alcalin dissous, une petite quantité de nitroprussiate de soude, et un peu de sulfate de zinc, on obtient un précipité ou une coloration rouge pourpre.

Acide sulfurique SO'll- (acide vitriolique, huile de vitriol, acide sulfuri(jue monobydraté). — La fabrication de l’acide sulfurique est essentiellement industrielle, aussi renvoyons-nous pour sa description aux traités spéciaux. Nous dirons seulement sur quelles réactions bien simples elle est fondée. Le soufre qui bride à l’air donne, comme nous l’avons vu, de l’acide sulfureux. Les pyrites forment également de l’acide sulfureux lorsqu’on les décompose. Ce sont ces dernières que l’on emploie aujourd’hui le plus généralement. Cet acide sulfureux mis en contact avec l’acide azotique s’empare d’une partie de son oxygène pour passer à l’état d’acide .sulfuri((ue et laisse de l’hypoazotide

i.V/iO’H + SO* = So‘H* -t- iAzli=

Sous l’influence de l’eau, l’hypoazotide se dédouble en acide azotique et en deutoxyde d’azote.

3AzO* l-t- H’O = a.VzG'H + A/.O

Enfin le deutoxyde d’azote en présence de l’oxygène, passe à l’état d’hypoazotide

iAzll + O* = iXiO-

ün voit qu'avec une petite quantité d’acide azotiquiet de la vapeur d’eau, en présence de l’air, on peut faire passer à l'état d’acide sulfurique de grande.^ quantités de gaz sulfureux. L’eau n’agissant que par sa présence, en résumé c’est l’air qui abandonne son oxygène, et qui oxyde l’acide sulfureux, mais en passant par l’acide azotique, qui joue le rôle d’intermédiaire, prenant d’un côté l’oxygène A l’air, pour le donner à l’acide sulfureux.

Les dépenses sont par suite minimes et le coût de l’acide sulfurique est devenu aussi bas que possible.

Cet acide a besoin d’etre purifié, car il renferme du

SOIF

SOUF

(lOi

sulfate lie plomb, de l’arsenic et des gaz nitreux, etc. On le débarrasse de toutes les substances lixcs en le distillant dans une cornue chauffée latéralement, placée sur une grille annulaire, et dans laquelle on a mis une spirale de platine pour régulariser l’ébullition. 1,’arsenic s’élimine à l’état de chlorure en faisant arriver dans l’acide chaud un courant d’acide chlorhydrique. Quant aux produits nitreux il suffit, |)Our s’en débarrasser, d’ajouter à l’acide, avant la distillation, un peu de sulfate d’ammoniaque, dont l'hydrogène se combine avec l’oxygéne des produits vitreux. 11 se forme de l’eau et de l’acide azoteux qui se dégage.

L’acide sulfurique est un liquide incolore, onctueux, ce qui lui avait valu le nom A'Uuilc de vilriol que lui donnaient les anciens chimistes. .Sa densité est de 1.842 à 12", il marque 6(i“ degrés à l’aréomètre de iiaumé, et il correspond à la formule

SO'lli -I- t/â n>o.

Il bout à 325". Sa saveur est extrêmement acide, il désorganise rapidement les substances organiques, les brûle. Il est extrêmement avide d’eau. Aussi, quand on mêle les deux liquides, la température s’élève à un point tel que les vases en verre sont brisés. A l’air, il absorbe riiumidilé et augmente ile volume. Il noircit

Fijf. 71'k — Distillalimi «le I acnip sii1fiin<|UC.

«iii même temps, car les poussières organiques qui se déposent à sa surface sont décomposées et de leurs éléments il ne reste plus que le carbone.

L’acide sulfurique peut se déshydrater en partie, et donner naissance û un acide condensé, Vacide disulfuriqiie qui n’est autre que Vacide fumant de yordhausen eu de Saxe.

Celui-ci que l’on peut considérer comme une solution d’anhydride dans l’acide sulfurique ordinaire, donne à la distillation des fumées d’anhydride sulfurique SO-' qui se condense sous forme de cristaux blancs dans des ballons bien refroidis. Ce composé jouit de propriétés particulières qui n’intéressent pas la thérapeutique.

L’acide sulfurique normal (|ue l’on fait passer dans un tube de porcelaine, rempli de fragments de porcelaine et chauffé au ronge, donne du gaz sulfureux, de l’eau et de l’oxygène.

11 s’unit aux bases avec un dégagement de chaleur assez intense pour aller jusqu’à l’incandescence. Comme il est bibasique, il forme deux séries de sulfates, les sels neutres et les sels acides.

Les sulfates neutres cristallisent et renferment de l’eau de cristallisation qu’ils perdent à une température

peu élevée, excepté la dernière molécule qui ne peut être expulsée (jue par une température de 200° au moins. Ils sont solubles, excepté les sulfates de baryte et de plomb. Le sulfate mercurique est décomposé par l’eau en sulfate acide soluble et sulfate basique insoluble. Les sulfates sont décomposés en rouge par le charbon, par l’hydrogène.

Les sulfates, et par suite, l’acide sulfurique se reconnaissent aux caractères suivants.

En présence du chlorure de baryum, précipité blanc de sulfate de baryte insoluble dans les acides chlorhydrique et azotique.

Avec l’azotate de plomb, précipité blanc, lourd de sulfate de plomb, insoluble dans l’acide azotique étendu, soluble dans l’acide azotique ou c.blorbydriqiic concentré et bbuillant et dans le tarirate d'ammoniaque.

Les sulfates mélangés de carbonate de soude donnent par le charbon au chalumeau, du sulfure de sodium faciiement reconnaissable.

Usages. — L’acide sulfurique est pour ainsi dire In principal levier de toutes les industries modernes.

T»xir»i<>e:i<‘. Acide sulkiiydhioi e (hydrogène sulfuré SIH). — A l’état gazeux, et à l’état de solution, il exhale une odeur repoussante d’œufs pourris, que tout le monde connaît. 11 est soluble dans trois parties d’eau ; il brûle avec llamme bleue et produit de l’eau et du gaz sulfureux.

C’est un des gaz qui se forment le plus facilemeid dans la nature ; il est un des produits constants de la décomposition des matières organiques sulfurées, d’où son dégagement si abondant dans les fosses d’aisance, dans certains marécages où des sulfates sont dé<'Otnposés par les matières organiques ; il existe à l’état de liberté dans certaines eaux minérales; dans plusieurs opérations industrielles, il se produit des dégagements de gaz sulfhydrique.

A l’état gazeux, plus ou moins pur, il a donné lieu » des accidents souvent mortels.

11 est toxique en très faible quantité; s'il est respit’è pur, il peut causer la mort instantanément.

Comme pour l’oxyde de carbone, l’intoxication est produite par l’action du gaz sullhydrique sur les gl®' billes; le sang devient bleu noirâtre, et, dilué au 50") '* parait noir verdâtre; les globules sont déchiquetés.

Lorsqu’on fait pas.ser do l’hydrogène sulfuré dans du sang défibriné ou dans une solution d’hémoglobine, ces liquides prennent une coloration foncée et ils donnent un spectre particulier qui présente trois bandes d’absorption, deux normales, et la troisième correspondant

à la bande de Stockes, moins prononcée que les deux autres et pouvant disparaître par l’action d’un couran d’oxygène dans le liquide

Ces observations d’Eulenberg auront-elles une appb' cation pratique dans les recherches des empoisonnements parle gaz sulfhydrique?

IlECHEttciiES ciiiMioLES. — a. üaii.'t le sang. — doit se faire aussitôt après la mort, car la pntréfactioi produit des quantités variables de gaz sulfhydrique. ^

Le sang étant recueilli, on y ferait passer un couran^ do gaz inerte, comme l'hydrogène pur, (|u’on dirigera^ ensuite dans une solution chlorhydrique d’acide ais® nieux ou de sulfate de calcium.

b. Dans l'air. — L’odeur caractéristique du gaz de note sa présence ; les métaux sont noircis, mais .

les papiers réactifs : à l’acétate de plomb, qui ùevi® noir; à la solution ammoniacale de nitroprussiato alc>

SOUF

lin, hleu violet; ceux trempés dans la solution arsénieuse et cadmiquesc colorent en jaune.

A l’aide d’un aspirateur on peut faire passer l’air dans Une de ces solutions et obtenir des précipités colorés comme ci-dessus.

On peut même doser l’hydrogène sulfuré par la méthode de Mülir : on fait passer l’air lentement, bulle à bulle, dans une solution de soude pure titrée, placée dans un petit flacon où l’on en met 20 centimètres Cubes; ce flacon est suivi d’un second. Dans le premier, un ajoute une solution titrée d’arsénite de soude, et dans le second, (|ui sert d’indicateur, on en met 10 centimètres cubes.

Quand on a fait passer un volume déterminé d’air chargé de gaz sulfhydrique, on acidulé les liquides des llacons avec de l’acide chlorhydrique, et il se produit un précipité jaune de sulfure d’arsenic s’il y a eu do I hydrogène sulfuré absorbé. Par filtration, on recueille le sulfure, et dans la liqueur limpide on dose l’acide arsénieux qui reste; on savait la quantité qui existait dans le volume de solution employée, la différence donne la quantité décomposée et par suite riiydrogéne sulfuré.

Chai|ue centimètre cube de solution arsénieuse correspond à 0,00255 d’acide sulfhydrique; connaissant le poids on a le volume, car un litre de ce gaz pèse

Le sulfhyrlrate d’aMtnoiiiKque existe souvent en fflême temps que le gaz sulfhydrique dans l’atmosphère des fosses d’aisance. L’est un poison violent, qui agit comme acide sulfhydrique et comme ammoniaque.

Ces vapeurs réunies, gaz sulfhydrique et sulfliydrale ammoniiiue, constituent ce qu’on a nommé le méphitisme sulfuré des fosses d’aisance; on le caractérise comme nous venons de le dire.

Dans d’autres cas, l’odeur qui se dégage est tout Ammoniacale, et on constate une forte proportion d’azote, de gaz acide carboni(|ue et du carbonate d’ammoniaque.

C’est encore là un milieu éminemment délétère, flu’on désigne sous le nom de méphitisme azoté. Ces gaz et vapeurs éteignent les bougies et offrent des réactions alcalines, excepté quand l’acide carbonique domine, ce qui est rare. L’air dégagé des fosses, dans ce cas, contient 88 à 94 d’azote ; ce sont ces deux genres de méphitistne qui causent les symptômes d’intoxication ai fré(iucnls et vulgairement exprimés par le mot de plomb des vidangeurs.

Gaz acide sulfureux. — 11 se produit en quantité botahle dans un grand nombre de circonstances et peut donner lieu à des accidents graves du côté des organes •’cspiraloires et produire l’asphyxie.

C’est généralement en brûlant du soufre, ou par le grillage des sulfures, qu’on produit ce gaz dans les arts .

diverses industries (fabrication de l’acide sulfurique, j açufrage des tonneaux, blanchiment des étoffes, assaiaissement des lazarets, des vaisseaux, des effets d’hahillement, etc.).

Son odetlr est caractéristique et suffocante ; il éteint les Corps en combustion ; il empêche la respiration, abaorbe l’oxygène et passe à l’état d’acide sulfurique.

J L’action de l’acide sulfureux n’est très funeste que a il est introduit dans les poumons et dans le sang. Ilcs- P*ré, il provoque la toux et l’éternument ; il cause une oppression très douloureuse, qui, si l’action n’est pas assez prolongée pour donner la mort, laisse cepen-

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dant des accidents morbides, tels que des mouvements spasmodiques du larynx, une sorte d’asthme sec et convulsif.

Un animal plongé dans le gaz sulfureux périt eu une minute.

S’il fallait caractériser l’acide sulfureux dans un cas d’empoisonnement, on se baserait sur son odeur et son action sur les papiers réactifs à l’azotate mercureux, qui noircit; à l’amidon ioduré, qui bleuit; l’acide sulfureux décolore la solution de permanganate potassique.

Ce gaz étant absorbable par la potasse, le bioxyde de I plomb, le bioxyde de manganèse, on aurait dans le premier cas un sulfite qui, décomposé par l’acide sulfurique, donnerait des vapeurs agissant comme nous venons de le dire; dans les autres cas, il se serait pro- I duit des sulfates faciles à caractériser.

; Dans un mélange gazeux, on l’absorbe par de petites balles de bioxyde de plomb ou d’acide phosphorique vitreux.

Acide sulfuriuue. — Cet acide est très employé dans i les arts à un grand état de concentration; on connaît l’acide fumant à l’air, dit acide de Nordhausen, et l’acide normal, qui est oléagineux, d’une densité 1.84, bouillant à 325°, nommé vulgairement /iMî7e de vitriol; il est incolore lorsqu’il est pur et conservé à l’abri de l’air; sinon, les poussières organiques qui tombent dans l’acide le colorent en brun plus ou moins foncé.

Outre ces deux acides sulfuriques, dont l’action corrosive est des plus intenses, il faut citer encore l’acide étendu d’eau (eau à dérocher) pour le décapage des métaux, la dissolution sulfurique d’indigo et les divers alcoolés sulfuriques, tels que l’eau de Rabel et l’élixir acide de Dippel, la liqueur acide de Haller, (]ui peuvent donner lieu à des accidents plus ou moins graves.

Si l’on ajoute de l’eau à l’acide sulfurique concentré, il y a élévation de la température, qui peut aller jusqu’à lÜ5"avec une demi-partie d’eau pour une partie d’acide; cette notion a son importance : elle peut prévenir une erreur, et d’un autre côté elle rappellera certaines précaulionsàprendre dans l’administration des antidotesde l’acide concentré venant d’être ingéré. La grande affinité de l’acidesulfurique pour l’eau est cause qu’il carbonise les matières organiques avec lesquelles il esten contact.

L’empoisonnement par l’acide sulfurique est parfois accidentel, souvent suicide, plus rarement criminel ; on a souvent causé des attentats en lançant de l’acide sulfurique au visage.

Dans tous les cas, la peau et les muqueuses sont promptement désorganisés, ce qui n’empéche pas d’y retrouver l’acide soit dans les organes, soit sur les plaies, ou même extérieurement, sur les vêtements, etc., et surtout dans les vomissements.

Si l’action de l’acide concentré a duré quelque temps, il y a des escharres, les muqueuses se détachent par lambeaux, on trouve dans l’estomac un liquide noirâtre foncé, ou même dans la cavité péritonéale si l’estomac est perforé.

Les organes voisins sont atteints également et profondément modifiés.

Le sang est épais, rouge cerise, car cet acide est absorbé par diffusion rapide.

On recherchera donc l’acide dans toutes les parties de matières soumises à l’examen des experts.

Recherche loxicoloijii/ue. — La réaction fortement acide des matières vomies et du contenu des organes est la première chose à constater.